1.- Introducción

version date: 1 December 2006
PRÁCTICA III.5
MEDIDA DEL pKa DE VARIOS FENOLES Y SU APLICACIÓN A LA
DETERMINACIÓN DE PARÁMETROS ELECTRÓNICOS
MEASUREMENT OF THE pKa OF PHENOLS AND ITS APPLICATION TO THE
DETERMINATION OF QSAR-RELATED ELECTRONIC PARAMETERS
Pilar López-Alvarado, J. Carlos Menéndez, Mª Teresa Ramos
Departamento de Química Orgánica y Farmacéutica, Facultad de Farmacia, Universidad
Complutense, 28040 Madrid, Spain
[email protected]
1.- Introducción
La constante de disociación ácida, que describe la ionización de compuestos en disolución
acuosa, es una propiedad física fundamental de los fármacos. Es frecuente encontrar
diferencias en la solubilidad y por tanto en la absorción, biorreactividad y toxicidad, cuando
se comparan las propiedades de las especies neutras e ionizadas. En la bibliografía no siempre
se encuentran valores de pKa determinados experimentalmente, por lo que es necesario
calcularlos. Uno de los principales parámetros relacionados con el carácter donador o aceptor
electrónico de un sustituyente presente en la molécula de un fármaco es el parámetro σ de
Hammett, que se define a partir de los valores de pKa, del ácido benzoico y sus derivados,
como se verá más adelante. Aunque este parámetro se introdujo en un contexto fisicoquímico,
es muy importante también en el ámbito de la Química Farmacéutica, ya que uno de los
objetivos del diseño de fármacos es la búsqueda de relaciones cuantitativas entre la estructura
química y la actividad biológica (QSAR). Este objetivo requiere disponer de parámetros
(descriptores) que permitan expresar de forma cuantitativa las variaciones de ciertas
propiedades fisicoquímicas al modificar la estructura.
Hammett propuso que cada grupo funcional unido a la molécula del ácido benzoico produce
un efecto predecible sobre su acidez. Para cuantificarlo, definió para cada sustituyente y cada
posición una constante de sustituyente σX, de la siguiente forma:
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σ x = log
KX
= logK X − logK H
KH
[1]
donde KH es la constante de ionización del ácido benzoico en agua a 25 °C y KX es la
constante de ionización del ácido benzoico sustituido, en las mismas condiciones. Los valores
positivos de σX corresponden a sustituyentes atractores de electrones, que aumentan la acidez
del ácido benzoico, mientras que valores negativos de σX indican sustituyentes que se
comportan como donadores electrónicos hacia el anillo aromático.
Puede aplicarse la ecuación de Hammett a sistemas diferentes de los ácidos benzoicos,
siempre que el sustituyente X esté situado en un anillo aromático. La ecuación de Hammett
generalizada es:
ρσ x = log
KX
= log KX − logKH
KH
[2]
donde ρ es la pendiente de la recta que se obtiene al representar los valores de pKa de una
familia de compuestos ácidos (por ejemplo, fenoles, ácidos fenoxiacéticos, etc.) frente a los
de un grupo de derivados del ácido benzoico que lleven los mismos sustituyentes. En
definitiva, la ecuación de Hammett generalizada (ecuación 2) permite utilizar los efectos
electrónicos de los sustituyentes de los ácidos benzoicos como modelo para el cálculo de los
efectos de dichos sustituyentes unidos a otras estructuras aromáticas ácidas. También es
posible emplear ecuaciones similares para estudiar el efecto de los sustituyentes en otras
reacciones diferentes del equilibrio ácido-base.
Para los compuestos en los que se forma una carga negativa en una posición bencílica, como
es el caso de la ionización de fenoles a sus iones fenóxido, el efecto de resonancia de los
sustituyentes aceptores de electrones en posición para se ve notablemente aumentado. Esto
hace que sea necesario definir una nueva constante llamada σ -.
En esta práctica se pretende conseguir tres objetivos:
a) Determinar el pKa empleando un método espectrofotométrico.
b) Verificar que existe una relación lineal entre el pKa y σ (ecuación de Hammett) y
aplicar esta relación al cálculo de ρ correspondiente a la ionización de los fenoles, así
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como la predicción del pKa de fenoles no ensayados experimentalmente (y quizá
incluso desconocidos con anterioridad).
c) Emplear los valores de pKa obtenidos experimentalmente para calcular valores
σ -.
2.- Procedimiento experimental para la determinación de valores de pKa
MATERIAL DE LABORATORIO.
Matraces aforados
1 x 1L
1 x 250 mL por cada fenol
3 x 100 mL por cada fenol
Matraz Erlenmeyer (2L)
Probeta (100 mL)
Pipetas y pera de goma
Pipeta aforada de 20 mL
Espátula
Varilla de vidrio
Cubetas de cuarzo para UV-visible
Electrodo de vidrio
REACTIVOS
Bórax (tetraborato sódico decahidratado)
Solución 2M de ácido clorhídrico
Solución 2M de hidróxido sódico
Varios fenoles, cuyo pKa está comprendido entre 8 y 10:
•
Fenol
• 4-Cresol
•
3-Nitrofenol
• 4-Metoxifenol
•
3-Clorofenol
• 4-Hidroxiacetofenona
•
3-Cresol
• 4-Acetilaminofenol (paracetamol)
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APARATOS.
Espectrofotómetro de UV-visible.
pH-metro.
PROCEDIMIENTO
2.1- Preparación de la disolución tampón
Se pesa tetraborato sódico decahidratado (9.535 g), se enrasa hasta 1 L con agua destilada y
se agita vigorosamente para disolverlo. En el matraz erlenmeyer de 2 L, se mezcla esta
disolución con 92 mL de una disolución 0,1 M de HCl, que previamente se ha pasado por el
matraz de 1 L para disolver los últimos residuos de bórax. Una vez preparada la disolución
tampón, se mide su pH en el pH-metro y se anota el valor obtenido, que será necesario para
los cálculos posteriores. Este valor deberá ser próximo a 9.
2.2- Preparación de las disoluciones madre de fenoles
Utilizar un matraz aforado de 250 mL, empleando las cantidades que se indican en la tabla 1
y la disolución tampón obtenida en el apartado 2.1. Puesto que los fenoles seleccionados
tienen valores de pKa comprendidos entre 8 y 10, este pH garantiza que estén presentes tanto
la forma neutra como la forma ácida del fenol. La concentración de estas disoluciones es
alrededor de 10-4M, pero no es necesario que sea conocida, como se justificará
posteriormente.
Las cantidades indicadas en la tabla 1 están calculadas para que la absorbancia en el
ultravioleta de la disolución obtenida sea aproximadamente A = 1 y suponen un compromiso
entre la precisión en la pesada y el cumplimiento de la ley de Lambert-Beer. Debe
comprobarse que la absorbancia de la disolución a la longitud de onda indicada para cada
fenol, que en general corresponde a su máximo de absorción en el tampón de pH 9, está
comprendida entre 0,8 y 1,2. En caso contrario, diluir con más tampón o añadir más fenol,
según convenga.
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Tabla 1. Cantidades recomendadas de cada fenol para la preparación de las
disoluciones madre y valores correspondientes de λmax
Compuesto
Pesada
λmax
Fenol
3-Nitrofenol
3-Clorofenol
3-Cresol
4-Cresol
4-Metoxifenol
4-Hidroxiacetofenona
4-(Acetilamino)fenol
16 ± 2 mg
7 ± 2 mg
20 ± 2 mg
16 ± 2 mg
20 ± 2 mg
13 ± 2 mg
2 ± 1 mg
7 ± 2 mg
269,5 nm
252,0 nm
282,0 nm
271,0 nm
277,0 nm
288,0 nm
325,0 nm
245,5 nm
2.3.- Obtención de espectros UV
Para cada fenol, se preparan disoluciones diluidas a tres valores diferentes de pH,
como sigue. En tres matraces aforados de 100 mL, se añaden, respectivamente, 20 mL de HCl
2 M, disolución tampón y NaOH 2 M y se completa el volumen de cada matraz con la
disolución del fenol, agitándose a continuación. Las tres disoluciones contendrán
exactamente la misma concentración del fenol, aunque variará la proporción de las formas no
disociada y disociada, según su pH. Se registra el espectro UV de las tres disoluciones en el
intervalo 230-350 nm. Como guía, se reproducen algunos ejempoos representativos en las
figuras 1-3.
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OH
Disolución madre en tampón de pH 9
O- Na+
Disolución madre diluida con tampón
OH
O- Na+
Disolución madre diluida con HCl 2M
Disolución madre diluida con NaOH 2M
O- Na+
OH
Figura 1. Espectros de absorción UV del fenol a diferentes valores de pH
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O- Na+
OH
Cl
Cl
Disolución madre en tampón de pH 9
Disolución madre diluida con tampón
Disolución madre diluida con HCl 2M
Disolución madre diluida con NaOH 2M
Figura 2. Espectros de absorción UV del 3-clorofenol a diferentes valores de pH
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O- Na+
OH
O
CH3
Disolución madre en tampón de pH 9
Disolución madre diluida con HCl 2M
O
CH3
Disolución madre diluida con tampón
Disolución madre diluida con NaOH 2M
Figura 3. Espectros de absorción UV de la 4-hidroxiacetofenona a diferentes valores de pH
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Las medidas de pKa se llevan a cabo a la longitud de onda correspondiente al máximo de
absorpción de la forma ionizada. La razón es que la diferencia de absorción entre las especies
ionizadas y neutras es máxima en estas condiciones (figura 4).
O- Na+
OH
COCH3
COCH3
Máxima
diferencia
Figure 4. Superposición de los espectros de absorción UV de las formas
ionizada y neutra de la 4-hidroxiacetofenona
Las longitudes de onda de los máximos de absorción de las especies ionizadas se recogen en
la tabla 2:
Table 2.- Longitudes de onda de los máximos de absorción
de las especies ionizadas
Compuesto
λmax
Fenol
3-Nitrofenol
3-Clorofenol
3-Cresol
4-Cresol
4-Metoxifenol
4-Hidroxiacetofenona
4-Acetilaminofenol
287,5 nm
292,5 nm
292,5 nm
289,5 nm
296,0 nm
306,0 nm
325,5 nm
256,0 nm
A continuación, se determinan las absorbancias de las tres disoluciones a las longitudes de
onda indicadas en la tabla 2. Utilizaremos las abreviaturas: A para la absorbancia de la
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disolución tamponada, Aa para la absorbancia de la disolución ácida y Ab para la absorbancia
de la disolución básica. Se recomienda resumir los resultados como se indica en la tabla 3:
Tabla 3. Absorbancias experimentales y valores calculados de pKa
X
OH
X
Aa
A
Ab
pKa
H
3-NO2
3-Cl
3-CH3
4-CH3
4-OCH3
4-COCH3
4-NHCOCH3
3.- Cálculos
Los fenoles son lo bastante ácidos para disociarse en disolución acuosa:
Ar-OH + H2O
Ar-O
+ H3O
En medio alcalino (pH > 12), la especie predominante es la ionizada (ión fenóxido, ArO-),
mientras que en medio ácido (pH < 1) se encuentran como fenoles no disociados (Ar-OH). A
valores intermedios de pH existirá una mezcla de ambas especies, de acuerdo con la
ecuación:
-
Ka =
+
[ArO ][H3 O ]
[ArOH]
Por tanto,
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[3]
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log
1
[ArOH]
c
= pK a = pH + log
= pH + log ArOH
Ka
[ArO ]
c ArO -
[4]
Es decir, el cálculo del pKa requiere conocer el valor del cociente cArOH/cArO- a un valor
determinado de pH, siendo c la concentración molar. Puesto que las estructuras electrónicas
de un fenol y de su anión son diferentes, cabe esperar que presenten espectros UV-visible con
valores de λmax también diferentes y, por tanto, una disolución de un fenol puede tratarse
como la disolución de una mezcla de dos especies. En este tipo de mezclas, y suponiendo que
los solutos no interaccionan entre sí, se cumple la ley de Lambert-Beer para cada uno de
ellos, por lo que la absorbancia de la disolución a una λ determinada es la suma de las
absorbancias debidas a cada uno de los componentes:
Aλ =
∑A
[5]
i
i
Por tanto, la absorbancia total (A) medida a pH = 9 se puede expresar como sigue, teniendo
en cuenta la ley de Lambert-Beer:
A = AArOH + AArO -
[6]
A = ε ArOHbc ArOH + ε ArO- bc ArO -
[7]
A todos los valores de pH, la concentración analítica es la suma de las concentraciones de las
formas neutra e ionizada ( c = cArOH + cArO− ). Sin embargo, cuando pH < 1, se cumple que
cArOH >> cArO− y puede asumirse que ArOH es la única especie presente en estas condiciones.
Por tanto, la medida realizada a pH ácido permite conocer el valor de εArOH a la longitud de
onda de trabajo:
Aa = εArOH bc sol.ácida ⇒ ε ArOH =
Aa
bcsol.ácida
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[8]
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Análogamente, debido a que a pH > 12 se cumple que cArO− >> cArO H , la absorbancia medida
a pH básico (Ab) permite conocer el valor de εArO-:
Ab = εArO - bc sol.básica ⇒ ε ArO - =
Ab
bc sol.básica
[9]
Sustituyendo estos valores en la expresión de la absorbancia total a pH 9, resulta:
AT =
Aa
bcsol.ácida
bc ArOH +
AT = Aa
Ab
bc sol.básica
bc ArO -
c c ArOH
+ Ab ArO
csol.ácida
c sol.básica
[10]
[11]
Debido al procedimiento experimental seguido, las concentraciones csol. ácida y csol. básica son
iguales entre sí, y corresponden, en la disolución de pH 9, a la suma de las concentraciones de
las dos especies presentes:
c sol. ácida = c sol. básica = c ArOH + c ArO -
[12]
Por tanto, los cocientes de concentraciones de la ecuación [11] equivalen a fracciones
molares, ya que:
c ArOH
c ArOH
=
c sol.ácida c ArOH + c ArO-
c ArO c sol.básica
=
cArO -
c ArOH + c ArO -
nArOH
V
=
= x ArOH
n ArOH n ArO+
V
V
[13]
nArO =
V
= x ArO nArOH nArO +
V
V
Con esta modificación, la ecuación [11] queda de la siguiente forma:
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[14]
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AT = Aa .x ArOH + Ab .x ArO -
[15]
Y, puesto que las dos fracciones molares suman 1,
AT = Aa .(1 − x ArO - ) + Ab .x ArO -
[16]
Esta expresión permite calcular la fracción molar de la especie ArO-, y también la de ArOH
restando dicho valor de 1. A partir de estos valores se puede determinar el pKa deseado, ya
que:
pKa = pH + log
c ArOH
c ArO -
[17]
Finalmente, puesto que la concentración molar es proporcional a la fracción molar,
pKa = pH + log
x ArOH
x ArO -
[18]
A partir de [16] y [18], se deduce (ver la cuestión nº 4.1):
pKa = pH + log
Ab − A
A − Aa
[19]
4. Cuestiones
4.1.- Complete la deducción de la ecuación [19].
4.2.- Calcule las fracciones molares de las dos especies presentes en las disoluciones en
medio tamponado de cada fenol.
4.3.- Calcule el pKa de todos los fenoles.
4.4.- Utilizando sus valores de pKa y algunos valores adicionales que se dan en la tabla 4,
haga una representación de Hammett (pKa, frente a σ). ¿Cuál es la ecuación de la recta
obtenida por el método de mínimos cuadrados? Relaciónela con la ecuación de
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Hammett [2]. ¿Qué relación tiene la pendiente de la recta con ρ? ¿Cuál es el significado
de ρ y la ordenada en el origen de la recta?
Table 4. Algunos valores bibliográficos de σ y pKa
Sustituyente
σ
H
3-Me
4-Me
3-F
3-Br
3-Cl
4-F
3-OMe
4-OMe
4-Ac
3-NO2
0,00
-0,06
-0,17
0,34
0,39
0,37
0,06
0,11
-0,28
0,48
0,71
pKa
----9,91
9,65
4.5. A partir de los valores de pKa obtenidos, y utilizando la ecuación [2], calcule las
constantes de sustituyente para los grupos 3-nitro- y 4-acetilo. Compare estos valores
con los valores de σ bibliográficos de la tabla 4, y dé una explicación de las
discrepancias que puedan existir.
4.6.- El valor de pKa del compuesto sustituido en 4 con un grupo acetilo se desvía de la línea
recta anterior. ¿Por qué?
4.7.- Con los datos de que dispone, prediga los valores de pKa del 3-fluorofenol y el 3bromofenol.
4.8.- A partir del valor de pKa obtenido para el paracetamol, calcule el grado de ionización
de este fármaco en el estómago y el intestino, suponiendo que el pH de ambos es 1 y 6,
respectivamente.
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5. Bibliografía
Day, R. A. Jr.; Underwood, A. L. Quantitative analysis, 6th Edition, p. 646. Prentice Hall,
1991.
Hansch, C.; Leo, A. Exploring QSAR. Fundamentals and applications in chemistry and
biology. American Chemical Society, 1995.
Hansch, C.; Leo, A. Exploring QSAR. Hydrophobic, electronic and steric constants.
American Chemical Society, 1995.
Harwood, L. M.; Moody, C. J. Experimental Organic Chemistry. Principles and practice, 1st
Ed., experimento 101. Blackwell Scientific Publications, 1989.
J. Carlos Menéndez
[email protected]
El trabajo en los laboratorios de Medicinal Chemistry debe
mantener altos estándares de precaución y buen uso.
El manejo de instrumental eléctrico, la utilización de calor,
el
material
especial
de
cristal
problema,
si
y
los
se
disolventes
siguen
las
no
presentan
instrucciones
un
del
supervisor.
Este documento ha sido supervisado por el Prof. J. Carlos
Menéndez
([email protected])
quien
informa
que
no
existen
problemas específicos de seguridad en la realización de este
ejercicio, incluyendo toxicidad, inflamabilidad y explosión,
ni
cualquier
otro
destacable,
dentro
de
lo
usual
en
un
laboratorio de Medicinal Chemistry.
Se
agradecerá
comunicar
al
Editor
cualquier
incidencia.
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posible
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EXERCISE III.5
MEASUREMENT OF THE pKa OF PHENOLS AND ITS APPLICATION TO THE
DETERMINATION OF QSAR-RELATED ELECTRONIC PARAMETERS
Pilar López-Alvarado, J. Carlos Menéndez, and Mª Teresa Ramos
Departamento de Química Orgánica y Farmacéutica, Facultad de Farmacia, Universidad
Complutense, 28040 Madrid, Spain
E-mail: [email protected]
1. Introduction
The acid dissociation constant, which describes the extent to which a compound dissociates
in aqueous solution, is a fundamental physical property of drugs. Differences in solubility and
hence in absorption, bioreactivity, and toxicology are common when comparing the
properties of the ionized and neutral forms. Experimentally determined values of pKa are not
always available in the literature, and often estimated values need to be employed instead.
One of the main parameters related to the electronic character (i.e., electron-releasing or
-withdrawing) of a substituent present in a drug molecule is Hammett’s σ parameter, which is
defined from pKa values of benzoic acids, as shown below. Although this parameter was
introduced in a physical organic chemistry context, it is also very important in medicinal
chemistry, since the search for quantitative structure–activity relationships (QSARs), which
is one of the aims of drug design, requires the use of parameters that describe quantitatively
how structural changes lead to variations in certain physicochemical properties related to
activity.
Hammett postulated that each functional group attached to the benzoic acid molecule
causes a predictable effect on its acidity. In order to quantify this effect, he defined for each
substituent and each position a substituent constant σX as shown in equation 1, which is
normally known as the Hammett equation:
K
σ x = log X = log K X − log K H
KH
[1]
where KH is the ionization constant for benzoic acid in water at 25 °C and KX is the ionization
constant for the substituted benzoic acid, under the same conditions. Positive σX values
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correspond to electron-withdrawing substituents, which increase the acidity of benzoic acids,
while negative σX values are characteristic of electron-releasing substituents.
The Hammett equation can be extended to systems different to benzoic acids, provided
that the X substituent is placed on an aromatic ring. The general Hammett equation can be
written as follows:
ρσ x = log
KX
= log KX − log KH
KH
[2]
where ρ is the slope of the straight line that is obtained by plotting the pKa values for a series
of acid compounds belonging to the structural family under consideration (e.g., phenols,
phenoxyacetic acids, etc.) against those of the corresponding benzoic acids. Equation 2 also
means that it is possible to use the electronic effect of a substituent on benzoic acid to
calculate the effect of the same substituent on a different acidic aromatic compound. It should
also be possible to employ similar equations to study substituent effects on reactions other
than acid–base equilibria.
In the ionization of phenols to phenoxide ions, when a negative charge is generated on a
benzylic atom, enhanced resonance effects are encountered for para resonance-electronwithdrawing substituents, and new constant values, called σ–, need to be defined.
The purpose of this experiment is threefold:
a) To illustrate the determination of pKa using a spectrophotometric method.
b) To confirm the existence of a linear relationship between pKa and σ (Hammett’s
equation) and to apply this relationship to the calculation of ρ for phenol ionization
and the prediction of pKa values of not experimentally tested (and perhaps even
previously unknown) compounds.
c) To use the experimental pKa data thus obtained to calculate σ– values.
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version date: 1 December 2006
2. Experimental procedure for pKa measurements
GLASSWARE AND EQUIPMENT
Volumetric flasks
1×1L
1 × 250 mL for each phenol
3 × 100 mL for each phenol
Conical flask (2 L)
Measuring cylinder (100 mL)
Pipettes and pipette filler
Volumetric pipette (20 mL)
Spatula
Glass rod
Quartz cells for UV–vis spectrophotometric measurements
Combined glass electrode for pH measurements
CHEMICALS
Borax (sodium tetraborate decahydrate)
2 M HCl solution
2 M NaOH solution
Several phenols with pKa values between 8 and 10:
•
•
•
•
Phenol
3-Nitrophenol
3-Clorophenol
3-Cresol
•
•
•
•
4-Cresol
4-Methoxyphenol
4-Hydroxyacetophenone
4-(Acetylamino)phenol (paracetamol, acetaminophen)
INSTRUMENTS
UV–vis spectrophotometer
pH-meter
PROCEDURE
2.1 Preparation of the buffer solution
Accurately weigh 9.535 g of sodium tetraborate decahydrate in a volumetric flask, complete
to 1 L with distilled water and shake vigorously. Transfer the contents to a 2 L conical flask;
rinse carefully the volumetric flask with 92 mL of a 0.1 M solution of HCl, and add it to the
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borate suspension, which should complete dissolution. Measure the pH of the solution thus
obtained, which should be around 9, and write down the value, which will be necessary at a
later stage.
2.2 Preparation of the phenol stock solutions
Use a 250-mL volumetric flask, employing the amounts given in Table 1 and using the pH =
9 buffer as solvent. Since the chosen phenols have pKa values between 8 and 10, this pH
guarantees that both forms of the phenol (ionized and neutral) will be present. These
solutions are about 10–4 M, but it is not necessary to know their precise concentration because
of the way the calculations will be performed.
The amounts of phenol derivatives given in Table 1 have been calculated to give
absorbances around A = 1, and represent a compromise between accuracy in the weight and
moderate deviations from the Lambert–Beer law at the wavelength where the measurements
are actually made (see Table 2 below). It should be verified that the absorbance values at the
wavelengths given in Table 1 (corresponding to the absorption maxima) are comprised
between 0.8 and 1.2. Otherwise, dilute with more buffer or concentrate the solution with
some more phenol, as necessary.
Table 1 Amounts of each phenol recommended for the preparation of stock solutions
and wavelengths of their absorption maxima.
Compound
Weight
λmax
Phenol
3-Nitrophenol
3-Clorophenol
3-Cresol
4-Cresol
4-Methoxyphenol
4-Hydroxyacetophenone
4-(Acetylamino)phenol
16 ± 2 mg
7 ± 2 mg
20 ± 2 mg
16 ± 2 mg
20 ± 2 mg
13 ± 2 mg
2 ± 1 mg
7 ± 2 mg
269.5 nm
252.0 nm
282.0 nm
271.0 nm
277.0 nm
288.0 nm
325.0 nm
245.5 nm
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2.3 Determination of UV spectra
For each phenol, prepare diluted solutions at three different pH values as follows. Place 20
mL of 2 M HCl solution, 20 mL of the 2M NaOH solution, and 20 mL of the buffer solution
in three different 100 mL volumetric flasks and make up the volume of each flask to 100 mL
with the phenol stock solution prepared in 2.2 and shake the flasks. These solutions contain
the same phenol concentration, although the amounts of neutral and ionized forms will be
different because of the different pH values. Register the UV absorption spectra of the three
solutions in the 230–350 nm interval. As a guide, representative examples of these spectra are
given in Figs. 1–3.
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OH
Mother solution in pH 9 buffer
O- Na+
Mother solution, after dilution with buffer
OH
O- Na+
Mother solution, after dilution with HCl 2M
Mother solution, after dilution with NaOH 2M
O- Na+
OH
Fig. 1 UV absorption spectra of phenol at several pH values.
N.B. Correct English; Mother solution = Stock solution
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version date: 1 December 2006
O- Na+
OH
Cl
Mother solution in pH 9 buffer
Mother solution, after dilution with HCl 2M
Cl
Mother solution, after dilution with buffer
Mother solution, after dilution with NaOH 2M
Fig. 2 UV absorption spectra of 3-chlorophenol at several pH values.
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version date: 1 December 2006
O- Na+
OH
O
CH3
Mother solution in pH 9 buffer
Mother solution, after dilution with HCl 2M
O
CH3
Mother solution, after dilution with buffer
Mother solution, after dilution with NaOH 2M
Fig. 3 UV absorption spectra of 4-acetylphenol at several pH values.
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The actual pKa measurement is carried out at the wavelength corresponding to the
maximum absorption of the ionized form. The reason is that the difference of absorption
between the ionized and neutral species is maximum under these conditions (Fig. 4).
O- Na+
OH
COCH3
COCH3
Maximum
difference
Fig. 4 Superimposition of the UV absorption spectra of the ionized and non-ionized forms of 4hydroxyacetophenone.
The wavelengths corresponding to absorption maxima of the ionized species are given in
Table 2.
Table 2 Wavelengths of the absorption maxima
of the ionized species.
Compound
λmax
Phenol
3-Nitrophenol
3-Clorophenol
3-Cresol
4-Cresol
4-Methoxyphenol
4-Hydroxyacetophenone
4-(Acetylamino)phenol
287.5 nm
292.5 nm
292.5 nm
289.5 nm
296.0 nm
306.0 nm
325.5 nm
256.0 nm
Measure the absorbances of the three solutions at the wavelenghts given in Table 2 for
each phenol. We will use the abbreviations A for the absorbance of the buffered solution, Aa
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for the absorbance of the acidic solution and Ab for the absorbance of the basic solution. It is
advised that you summarize the results as shown in Table 3:
Table 3 Experimental absorbances and calculated pKa values.
X
OH
X
A
Aa
Ab
H
3-NO2
3-Cl
3-CH3
4-CH3
4-OCH3
4-COCH3
4-NHCOCH3
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pKa
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3. Calculations
Phenols are sufficiently acidic to be dissociated in aqueous solution:
Ar-OH + H2O
Ar-O
+ H3O
In basic media (pH > 12), the predominant species in phenoxide anion (ArO–), while in
acid solution (pH < 1) they are not ionized and the neutral form Ar-OH predominates. At
intermediate pH values, an equilibrium exists, according to:
-
+
[ArO ][H3 O ]
Ka =
[ArOH]
[3]
Therefore,
log
1
[ArOH]
c
= pK a = pH + log
= pH + log ArOH
[ArO ]
Ka
c ArO -
[4]
That is to say, pKa calculation requires one to know the value of the cArOH/cArO– ratio at a
given pH value, where c is the molar concentration. Because the electronic structures of
phenols and their anions are different, their UV absorption maxima should also differ, and
therefore the phenol solution can be treated as a mixture of two components. In this type of
mixture, and provided that solutes do not interact among themselves, the Lambert–Beer law
holds for each of them, and the total absorbance of the solution at a given λ is the sum of
individual absorbances:
Aλ =
∑A
i
[5]
i
Therefore, the total absorbance (AT) at pH = 9 can be given as follows, taking into account
Lambert–Beer’s law:
A = AArOH + AArO -
[6]
A = ε ArOHbc ArOH + ε ArO- bc ArO -
[7]
At all pH values, the analytical concentration is the sum of the concentrations of the neutral
and ionized forms ( c = cArOH + cArO− ). However, when pH < 1, cArOH >> cArO− and it can be
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assumed that ArOH is the only species present in these conditions. For this reason, the
absorbance value measured at acid pH (Aa) allows to know the value of εArOH at the working
wavelength:
Aa = εArOH bc sol.ácida ⇒ ε ArOH =
Aa
bcsol.ácida
[8]
Similarly, because at pH > 12 cArO− >> cArO H , the absorbance at basic pH (Ab) is related to
εArOAb = εArO - bc sol.básica ⇒ ε ArO - =
Ab
bc sol.básica
Taking these values to equation 7, the following expressions are obtained for AT:
Aa
Ab
AT =
bc ArOH +
bc bc acid solution
bcbasic solution ArO
AT = Aa
c c ArOH
+ Ab ArO
csol.ácida
c sol.básica
[9]
[10]
[11]
Owing to the experimental procedure employed, the values for cacid solution and cbasic solution are
identical and equal to the sum of the two species present in the pH 9 buffer:
c sol. ácida = c sol. básica = c ArOH + c ArO -
[12]
Combination of equations 11 and 12 leads to 13 and 14, where x are mole fractions.
c ArOH
c ArOH
=
c sol.ácida c ArOH + c ArO-
c ArO c sol.básica
=
cArO -
c ArOH + c ArO -
nArOH
V
=
= x ArOH
n ArOH n ArO+
V
V
[13]
nArO =
V
= x ArO nArOH nArO +
V
V
[14]
Using equations 13 and 14, equation 11 can now be written as follows:
AT = Aa .x ArOH + Ab .x ArO -
[15]
And, because the sum of the two mole fractions must be 1,
AT = Aa .(1 − x ArO - ) + Ab .x ArO -
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[16]
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Equation 16 gives the mole fraction of the ArO– species, and that of ArOH can then be easily
obtained by subtraction from 1. From these values, the desired pKa value can be calculated
from its definition:
pKa = pH + log
c ArOH
c ArO -
[17]
Because molarity is proportional to mole fraction,
pKa = pH + log
x ArOH
x ArO -
[18]
From equations 16 and 18, it can be easily deduced (see question 4.1) that:
pKa = pH + log
Ab − A
A − Aa
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[19]
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4. Questions
4.1
Complete the deduction of equation 19.
4.2
Calculate the mole fractions of the two species present in the buffered solutions of each
phenol.
4.3
Determine the pKa value of all phenols.
4.4
Using these pKa values and some others taken from the literature that are given in Table
4 together with the values of the σ parameter, construct a Hammett plot (pKa against σ).
What is the equation of the best (least squares) straight line? Relate this straight line
with the Hammett equation (equation 2). How does the slope of the straight line relate
to ρ, as defined in equation 2? What are the meanings of ρ and of the y-intercept?
Table 4 Some literature σ and pKa values.
Substituent
σ
H
3-Me
4-Me
3-F
3-Br
3-Cl
4-F
3-OMe
4-OMe
4-Ac
3-NO2
0.00
–0.06
–0.17
0.34
0.39
0.37
0.06
0.11
–0.28
0.48
0.71
pKa
9.91
9.65
4.5 From their measured pKa values and using equation 2, calculate the substituent constant
values for 3-nitro- and 4-acetyl substituents. Compare these values with σ literature
data in Table 4, and give an explanation of any discrepancy observed.
4.6 The pKa value of 4-hydroxyacetophenone (4-acetylphenol) lies out of the straight line.
Give an explanation.
4.7 Using the data obtained in 4.4 (plot or equation), what values of pKa can be predicted
for 3-fluorophenol and 3-bromophenol?
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4.8 From the pKa value obtained for paracetamol, calculate the degree of ionization of this
drug in the stomach and intestine, assuming the pH of the contents of the stomach and
intestine to be 1 and 6, respectively.
4.
References
Day, R. A. Jr.; Underwood, A. L. Quantitative analysis, 6th Edition, p. 646. Prentice Hall,
1991.
Hansch, C.; Leo, A. Exploring QSAR. Fundamentals and applications in chemistry and
biology. American Chemical Society, 1995.
Hansch, C.; Leo, A. Exploring QSAR. Hydrophobic, electronic and steric constants.
American Chemical Society, 1995.
Harwood, L. M.; Moody, C. J. Experimental Organic Chemistry. Principles and practice, 1st
Ed., experiment 101. Blackwell Scientific Publications, 1989.
J. Carlos Menéndez
[email protected]
High standards in safety measures should be maintained in all
work carried out in Medicinal Chemistry Laboratories.
The
handling
of
electrical
instruments,
heating
elements,
glass materials, dissolvents and other inflammable materials
does not present a problem if the supervisor’s instructions
are carefully followed.
This document has been supervised by Prof. J. Carlos Menéndez
([email protected]) who has informed that no special risk
(regarding toxicity, inflammability, explosions), outside of
the
standard
risks
pertaining
to
a
Medicinal
Chemistry
laboratory exist when performing this exercise.
If your exercise involves any “special” risks, please inform
the editor.
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